Сполуки елементів підгрупи Mn та їхні властивості.

Сполуки Mn(O), Tc(O), Re(O). Нульовий СТО у d-елементів проявдяється в сполуках з s-донорними і p-акцепторними лігандами.Так, для марганцю і його аналогів відомі карбоніли складу Е₂(СО)₁₀

Ці сполуки діамагнітні, відповідно атомам марганцю і його аналогам можна в ступені окиснення 0 приписати електронну конфігурацію d⁷:

Mn(O), d⁷ ­¯ ­¯ ­¯ ­ ¾ ¾ ¾ ¾ ¾

на p-зв’язок ¯ на s-зв’язок

MnCO s-зв’язок MnCO

Mn – Mn

Хімічний зв’язок М-СО в карбонілах металів включає s- і p-зв’язки. s-зв’язок утворюється за донорно-акцепторним механізмом за рахунок вільних орбіталей атома d-елемента і електронних пар вуглецю молекул СО. p-зв’язок виникає за дативним механізмом за рахунок вільних p^розр-орбіталей молекул СЩ і d-електронних пар атома d-елемента.

Так, Mn(0) за рахунок п’яти вільних 3d4s4p – орбіталей приєднує п’ять молекул СО, утворюючи радикал Mn (СО)₅. Стійкість зв’язку Mn-CO зростає за рахунок дативної p-взаємодії Mn®CO, в якій приймають участь 3d_e-електронні пари атома марганцю і p^розр-орбіталі молекул СО. За рахунок непарних електронів атомів марганцю виникає s-зв’язок Mn-Mn, тому радикали Mn(СО)₅ об’єднуються в молекулу Mn₂(CO)₁₀.

Карбоніли Mn₂(CO)₁₀ (жовтий), Tc₂(CO)₁₀ і Re(CO)₁₀ – безбарвні – це тверді речовини, які легко сублімуються.

Карбоніли металів схильні до реакцій заміщення і окиснення-відновлення. Так, CO – групи в молекулах карбонілів можуть заміщуватися на інші ліганди s-донорного і p-акцепторного типу (PF₃, PCl₃, NO та ін.). А окиснювально-відновні реакції, наприклад:

[Mn(CO)₅]₂ + 2Na = 2Na[Mn(CO)₅];

[Mn(CO)₅]₂ + Br₂ = 2Mn(CO)₅Br.

Для Mn (II) характерне КЧ = 6, що відповідає октаедричному розміщенню зв’зків. Сполуки Mn (II) парамагнітні.

Більшість солей Mn (II) добре розчинні к воді. Малорозчинні MnO, MnS, MnF₂, Mn(OH)₂, MnCO₃, Mn₃(PO₄)₂. При розчиненні у воді солі Mn (II) дисоціюють, утворюючи аквакомплекси [Mn(H₂O)₆]²⁺, які надають розчинам рожевого забарвлення. Такого ж кольору є кристалогідрати Mn (II), наприклад Mn(NO₃)₂ × 6H₂O, Mn(ClO₄)₂ × 6H₂O. У кристалогідратах з меншим числом молекул води роль лігандів, крім H₂O-групи, відіграють їх аніонні складові. Наприклад, в MnCl₂ × 2H₂O і MnCl₂ × 4H₂O октаедричне оточення Mn (II) виникає за рахунок молекул води і атомів хлору; в кристалогідраті MnSO₄ × 4H₂O група SO₄ відіграє роль зв’зуючого містка між атомами Mn (II)

За хімічними властивостями бінарні сполуки Mn(II) амфотерні (переважають ознаки основних сполук). В реакціях без зміни ступеня окиснення для них найбільш характерний перехід в катіооні комплекси. Так, оксид MnO, як і гідроксид Mn(OH)₂, легко взаємодіють з кислотами:

MnO + 2H₃O⁺ + 3H₂O = [Mn(H₂O)₆]²⁺.

З лугами ж вони реагують тільки при достатньо сильному і довгому нагріванні:

Mn(OH)₂ + 4OH^- = [Mn(OH)₆]^4-.

З гідроксоманганатів(ІІ) виділені у вільному стані K₄[Mn(OH)₆], Ba₂[Mn(OH)₆] (червоного кольору) та деякі інші. Всі вони у водних розчинах повністю руйнуються. Тому ні металічний марганець, ні його оксид і гідроксид в звичайних умовах з лугами не реагують.

Оксид MnO – порошок сіро – зеленого кольору, який має змінний склад (MnO – MnO_{1, 5}) і володіє напівпровідниковими властивостями. Його отримують нагріванням піролюзиту в атмосфері водню або CO при t°= 700 - 900°С:

MnO₂ + H₂ = MnO + H₂O

Або розкладом MnCO₃, MnC₂O₄, Mn(NO₃)₂ в атмосфері водню при 300°С.

Оскільки MnO з водою не реагує, то гідроксид Mn(OH)₂ (білого кольору) отримують непрямим шляхом – діє лугів на розчин солі Mn(II):

MnSO₄ + 2KOH = Mn(OH)₂¯ + K₂SO₄.

Гідроксид Mn(II) з кислотами легко утворює солі; на повітрі гідроксид Mn(II) легко окиснюється до Mn(OH)₄:

2Mn(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 2Mn(OH)₄¯

Солі Mn(II) утворюються при взаємодії MnO₂ з кислотами за рівнянням:

2MnO₂ + 2H₂SO₄ = 2MnSO₄ + O₂­ + 2H₂O

Кислотні властивості сполуки Mn(II) проявляють при взаємодії з однотипними похідними лужних металів. Так, нерозчинний у воді Mn(CN)₂ (білого кольору) за рахунок комплексоутворення розчиняється в присутності KCN:

4KCN + Mn(CN)₂ = K₄[Mn(CN)₆].

Аналогічно відбувається реакції:

MnF₂ + 4KF = K₄[MnF₆]

2KCl + MnCl₂ = K₂[MnCl₄].

Більшість манганатів (ІІ) (крім комплексних ціанідів) в розведених розчинах руйнується.

При дії окиснювачів похідні Mn(II) проявляють відновні властивості. Так, в лужному середовищі Mn(OH)₂ легко окиснюється навіть молекулярним киснем повітря, тому осад Mn(OH)₂, який отримують обмінною реакцією, швидко темніє (Mn(OH)₄ – бурий) або:

6Mn(OH)₂ + O₂ = 2Mn₂MnO₄ + 6H₂O.

В сильнолужному середовищі окиснення супроводжується утворенням оксоманганатів(VI) – похідних комплексу MnO₄^2-:

3MnSO₄ + 2KClO₃ + 12KOH = 3K₂MnO₄ + 2KCl + 3K₂SO₄ + 6H₂O.

Сильні окиснювачі, такі, як PbO₂ (окиснює в кислому середовищі), переводять сполуки Mn(II) в оксоманганати(VII) – похідні комплексуMnO^4-:

2MnSO₄ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2PbSO₄¯ + 2H₂O.

Ця реакція використовується в аналітичній практиці як якісна реакція на сполуки марганцю.

Сполуки Te(II) і Re(II) не характерні.

Оксид Mn(III) Mn₂O₃ зустрічається в природі у вигляді мінералу брауніту. В лабораторії утворюється при обережному нагріванні MnO₂ при температурі 530 – 940°С:

4MnO₂ = 2Mn₂O₃ + O₂­.

Основний оксид Mn₂O₃ – тверда речовина чорного кольору, погано розчинна у воді і кислотах. При взаємодії Mn₂O₃ з концентрованою сірчаною кислотою утворюється зелена сіль Mn₂(SO₄)₃ або коричнювата Mn₂(SO₄)₃ × H₂SO₄ × 6H₂O. Гідроксид Mn(OH)₃ погано розчинний у воді, виявляє слабкі основні властивості. Солі Mn(III), як правило, нестійкі.

Сполуки Mn(IV), Tc(IV), Re(IV). Для іонів з конфігурацією d³ найбільш характерні октаядричні комплекси. Отже, для E(IV) найбільш характерне КЧ = 6.

Серед стійких сполук Mn(IV) є: диоксид MnO₂, тетрафторид MnF₄. відносно стійкими є похідні гексагалогеноманганат(IV) – комплексів типу MnF₆^2-, MnCl₆^2-, тоді, як MnCl₂ легко розкладається, а MnF₄ дуже реакційноздатний.

Диоксид MnO₂ – чорно – бура тверда речовина, частіше всього змінного складу. Це – найстійкіша сполука марганцю, вона широко розповсюджена в земній корі (піролюзит).

При звичайних умовах MnO₂ у воді не розчиняється і є досить інертним – без нагрівання стійкий до більшості кислот.

За хімічною природою MnO₂ амфотерний. Так, зокрема відома чорного кольору сіль Mn(SO₄)₂, яку отримують окисненням MnSO₄. у водних розчинах ця сполука гідролізує повністю. При ставленні з лугами або основними оксидами, наприклад:

MnO₂ + CaO = CaMnO₃.

Утворюються оксоманганати(W) (манганіти) дуже різної і складної будови: MMnO3, M4MnO4.

Сполуки Mn(IV) – сильні окиснювачі:

MnO₂ + 4H⁺ + 2e = Mn²⁺ + 2H₂O, E = 1.23B.

Принагріванні з кислотами MnO₂ не утворює аквакомплекси Mn⁴⁺, а проявляє окиснювальні властивості, наприклад, окиснює концентровану соляну кислоту:

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl + 2H₂O

Диоксид марганцю не реагує з холодною H₂SO₄(конц.); а при нагріванні спочатку утворює сульфат марганцю(ІІІ) і виділяється кисень (~110°С); при вищій температурі сульфат марганцю(ІІІ) переходить в сульфат марганцю(ІІ) і також виділяється кисень. З азотною кислотою також виділяється кисень:

2MnO₂ + 4HNO₃ = 2Mn(NO₃)₂ + 2H₂O + O₂.

При взаємодії сполук Mn(IV) з найбільш сильними окиснювачами утворюються похідні Mn(VI) i Mn(VII), наприклад:

3MnO₂ + KClO₃ + 6KOH ® 3K₂MnO₄ + KCl + 3H₂O;

2MnO₂ + 3PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 3Pb(NO₃)₂ + 2H₂O.

Манганат калію K₂MnO₄ самочинно розкладається на перманганат калію і диоксид марганцю:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH.

Для Te(IV), Re(IV) відомі сполуки типу EO₂, EHal₄, Mn₂EO₃, M₂EHal₆. похідні Te(IV) відносно стійкіші однотипних сполук Mn(IV) i Re(IV).

Сполуки Mn(VI), Te(VI), Re(VI). Сполуки, в яких ступінь окиснення марганцю і його аналогів +6, нечисленні. З них найбільш стійкі сполуки ренію і технецію, для яких відомі фториди і хлориди, ряд оксогалідів і оксиди, наприклад:

ReF₆ – блідо – жовтий

ReOF₄ – синій

ReO₃ – червоний

Галіди, оксогаліди і оксиди Te(VI) i Re(VI) – кислотні сполукию їм відповідають аніонні комплекси, наприклад:

Так, рідкий ReF₆ взаємодіє з фторидами лужних металів з утворенням солей іону ReF₈^2-:

2KF + ReF₆ = K₂[ReF₈].

Похідні іонів [EOF₅]^- та [EO₄^2-] отримують непрямим шляхом.

Ступінь окиснення +6 марганцю дещо стабілізується в аніоні MnO₄^2-, який називається манганатом. Похідні MnO₄^2-, TeO₄^2-, ReO₄^2- (темно – зеленого кольору) у водних розчинах існують лише при великому надлишку лугу, в іншому випадку диспропорціонують за схемою:

3EO₄^2- + 2H₂O = 2EO₄^- + EO₂¯ + 4OH^-.

Особливо легкий цей процес відбувається в кислому середовищі, тому похідні водню типу Н₂ЕО₄ не утворюються.

Диспропорціонуванням супроводжується також гідроліз галідів і оксогалідів Te(W) i Re(VI), який проходить енергійно з утворенням НЕО₄, ЕО₂, ННаl. При взаємодії оксидів, оксогалідів і галідів з лугами утворюються відповідні солі і ЕО₂, наприклад:

3EHal₆ + 20KOH = 2KEO₄ + EO₂ + 18KCl + 10H₂O.

Cполуки Mn(VI) – сильні відновники, особливо в кислому середовищі:

MnO₄^2- + 4H⁺ + 2e = MnO₂ + 2H₂O, E= 2.36B

Однак, при дії більш сильних окиснювачів вони перетворюються в оксоманганати(VII):

2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ + 2KCl.

Похідні Tc(VI) i Re(VI), навпаки, легко окиснюються навіть молекулярним киснем повітря:

4K2EO4 + O2 + 2H2O = 4KEO4 + 4KOH

При нагріванні вище 500 ⁰С манганат (VI) калію розпадається на манганат (IV) (так званий манганат калію) і кисень, який правда, внаслідок утворення твердих розчинів виділяється не повністю:

K₂MnO4 = K2MnO3 + 1/2O2.

В чистому стані відомі манганати тільки лужних металів. Манганат (VI) барію використовують в якості фарби (касселева зелена). Зокрема у фресковому живописі нею користуються.

Сполуки Mn(VII), Tc(VII) і Re(VII). Cтійкість сполук в ряду Mn(VII), Tc(VII), і Re(VII) зростає. Так, для Mn(VII) відомі лише оксид Mn₂O₇ і оксофторид MnO₃F, а для Re(VII) отримано всю гаму сполук: ReF₇ – ReOF₅ – ReO₂F₃ – ReO₃F – Re₂O₇.

Деякі сполуки приведено нижче:

ReF₇ ReO₃F Re₂O₇

^{блідо- жовтий жовтий жовтий}

MnO₃F Mn₂O₇

^{темно-зелений зеленкувато- чорний}

Марганцеві(VII), технецію(VII), і ренію(VII) відповідають стійкі аніонні тетраедричні комплекси типу EO₄. Максимальне координаційне число ренію проявляється в сполуках K₂[ReF₉] і K₂[ReH₉].

Про підвищення стійкості однотипних похідних в ряду Mn(VII) – Tc(VII) – Re(VII) свідчить характер зміни ентальпії та енергії Гіббса утворення DG⁰_f сполук. При цьому значення DG⁰_f і DH⁰_f для сполук Te(VII) і Re(VII) виявляються близькими (внаслідок лантаноїдного стиснення) і помітно більш високими, ніж для однотипних сполук Mn(VII), наприклад:

Mn₂O_7(K) Tc₂O_7(K) Re₂O_7(K) MnO^-_4(p) TcO^-_4(p) ReO^-_4(p)

DG⁰_f кДж/моль -543, 4 - 936, 3 -1165, 9 -426, 4 -631, 2 -698, 1

Оксид марганцю Mn₂O₇ (DH⁰_f = -743 кДж/моль) - нестійка зеленкувато-чорна масляниста рідина. Її отримують дією концентрованої H₂SO₄ на манганати (VII):

2KMnO₄ + H₂SO₄ = Mn₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O

Якщо не приймати спеціальних заходів, оксид марганцю(VII) розкладаєься з вибухом:

2Mn₂O₇ = 4MnO₂ + 3O₂­.

Оксид технецію (VII) Tc₂O₇ (DH⁰_f = -1117 кДж/моль) і оксид ренію (VII) Re₂O₇ (DH^o_f = -1243 кДж/моль) – стійкі кристалічні речовини жовтого кольору. Їх можна отримати безпосереднім окисненням простих речовин.

В звичайних умовах MnO₃F – рідина. Молекула триоксофториду марганцю (VII) має форму спотвореного тетраедра з атомом марганцю в центрі.

Аналогічно побудовані молекули ReO₃Hal і TcO₃Hal. Галіди, оксогаліди і оксиди E(VII) –типові кислотні сполуки. Вони енергійно взаємодіють з водою з утворенням кислот:

E₂O₇ + H₂O = 2HEO₄;

EO₃F + H₂O = HEO₄ + HF.

Тетраоксоманганат (VII) водню HMnO₄ у вільному стані не отриманий, а максимально можлива концентрація його у водних розчинах 20%. Тетраоксотехнат (VII) водню HTcO₄ – червона кристалічна речовина, тетраоксоренат (VII) водню HReO₄ не виділено. У водних розчинах HEO₄ є сильними кислотами, які називаються марганцевою, технецієвою і ренієвою кислотами. В ряду:

HMnO₄ – HTcO₄ – HReO₄

сила кислот дещо зменшується.

Більшість похідних MnO^-₄, TcO^-₄, ReO^-₄ (невдало називаються ще перманганатами, пертехнатами і перренатами) добре розчинні у воді. Порівняно важко розчинні солі K⁺, Rb⁺ і Cs⁺.

Іон MnO^-₄ – яскравого червоно-фіолетового забарвлення;

TcO^-₄ - рожевий;

ReO^-₄ – безколірний.

Сполуки Mn(VII) –сильні окиснювачі. Наприклад, при зіткненні з Mn₂O₇ ефір і спирт самозаймаються. Тетраоксоманганати (VII) в якості сильних окиснювачів широко застосовуються в лабораторній практиці. Можливі наступні напрямки відновлення іону MnO^-₄

В кислому середовищі утворюються катіонні комплекси типу [Mn(OH₂)₆]²⁺, в сильнолужному середовищі – аніони MnO^2-₄, в нейтральному і лужному – похідні Mn(IV), частіше MnO₂.

При нагріванні оксоманганати (VII) розпадаються:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂.

Ця реакція використовується в лабораторії для отримання кисню.

Із сполук елементів підгрупи марганцю найбільше призначення має MnO₂. Це вихідний продукт для отримання всіх інших похідних марганцю. Диоксид застосовують також в якості каталізатора, дешевого окиснювача, деполяризатора в гальванічних елементах.

Раніше перманганат калію отримували окисненням або діоксиду марганцю, або манганату калію. Диоксид марганцю окиснювали селітрою при сплавленні з лугом:

MnO₂ + KNO₃ + 2KOH = K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O.

Манганат калію, який утворився в розчині, самовільно розпадається на перманганат калію і диоксид марганцю:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH.

За другим способом манганат калію окиснювали хлором:

2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ +2KCl.

Зараз перманганат калію отримують електролітичним окисненням манганату: _

MnO^2-₄ – e = MnO^-₄.

Перманганат калію використовується в лабораторії для отримання хлору і кисню:

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ +5Cl₂ + 8H₂O;

2KMnO₄ = K₂MnO₄ +MnO₂ + O₂­.

Перманганат калію є найбільш вживаним окиснювачем в препаративній органічній хімії. Він служить також для очищення речовин від органічних домішок, наприклад для очистки від домішок оцтової кислоти.

В аналітичній хімії перманганат калію застосовують для кількісного визначення речовин, які володіють відновними властивостями (Fe²⁺, Sn²⁺, AsO^3-₃, H₂O₂, щавлева і мурашина кислоти азотиста кислота і т.д.) – титриметричний метод окиснювально-відновного титрування – перманганатометрія

3. Реакції виявлення Mn²⁺.

Окиснення Mn²⁺ до MnO^-₄ має найбільше значення для виявлення Mn²⁺ і може бути виконане різними способами:

а) окиснення диоксидом свинцю:

2Mn²⁺ + 5PbO₂¯ + 4H⁺ = 2MnO^-₄ + 5Pb²⁺ +2H₂O.

б) окиснення персульфатом амонію (NH₄)₂S₂O₈ в присутності іонів срібла (каталізатор):

2Ag⁺ + S₂O^2-₈ ® 2Ag²⁺ + 2SO^2-₄

5Ag²⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O ® MnO^-₄ + 5Ag⁺ + 8H⁺.

2Mn²⁺ + 5S₂O^2-₈ + 8H₂O ® 2MnO^-₄ + 10SO^2-₄ + 16H⁺.

(При надлишку Mn²⁺ або при відсутності Mn²⁺ утворюється бурий осад MnO(OH)₂).

в) окиснення вісмутатом натрію (NaBiO₃):

2Mn²⁺ + 5NaBiO₃¯ + 14H⁺ Þ 2MnO^-₄ + 5Bi³⁺ + 5Na⁺ + 7H₂O.

Ця реакція проходить на холоді і невеликий надлишок солі не заважає.

Ця реакція використовується в лабораторії для отримання кисню.

Із сполук елементів підгрупи марганцю найбільше призначення має MnO₂. Це вихідний продукт для отримання всіх інших похідних марганцю. Диоксид застосовують також в якості каталізатора, дешевого окиснювача, деполяризатора в гальванічних елементах.

Раніше перманганат калію отримували окисненням або діоксиду марганцю, або манганату калію. Диоксид марганцю окиснювали селітрою при сплавленні з лугом:

MnO₂ + KNO₃ + 2KOH = K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O.

Манганат калію, який утворився в розчині, самовільно розпадається на перманганат калію і диоксид марганцю:

3K₂MnO₄ + 2H₂O = 2KMnO₄ + MnO₂ + 4KOH.

За другим способом манганат калію окиснювали хлором:

2K₂MnO₄ + Cl₂ = 2KMnO₄ +2KCl.

Зараз перманганат калію отримують електролітичним окисненням манганату: _

MnO^2-₄ – e = MnO^-₄.

Перманганат калію використовується в лабораторії для отримання хлору і кисню:

2KMnO₄ + 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ +5Cl₂ + 8H₂O;

2KMnO₄ = K₂MnO₄ +MnO₂ + O₂­.

Перманганат калію є найбільш вживаним окиснювачем в препаративній органічній хімії. Він служить також для очищення речовин від органічних домішок, наприклад для очистки від домішок оцтової кислоти.

В аналітичній хімії перманганат калію застосовують для кількісного визначення речовин, які володіють відновними властивостями (Fe²⁺, Sn²⁺, AsO^3-₃, H₂O₂, щавлева і мурашина кислоти азотиста кислота і т.д.) – титриметричний метод окиснювально-відновного титрування – перманганатометрія

3. Реакції виявлення Mn²⁺.

Окиснення Mn²⁺ до MnO^-₄ має найбільше значення для виявлення Mn²⁺ і може бути виконане різними способами:

а) окиснення диоксидом свинцю:

2Mn²⁺ + 5PbO₂¯ + 4H⁺ = 2MnO^-₄ + 5Pb²⁺ +2H₂O.

б) окиснення персульфатом амонію (NH₄)₂S₂O₈ в присутності іонів срібла (каталізатор):

2Ag⁺ + S₂O^2-₈ ® 2Ag²⁺ + 2SO^2-₄

5Ag²⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O ® MnO^-₄ + 5Ag⁺ + 8H⁺.

2Mn²⁺ + 5S₂O^2-₈ + 8H₂O ® 2MnO^-₄ + 10SO^2-₄ + 16H⁺.

(При надлишку Mn²⁺ або при відсутності Mn²⁺ утворюється бурий осад MnO(OH)₂).

Біологічна роль Mn і використання в медицині його сполук.

Марганець є важливим елементом для життєдіяльності усіх живих організмів. Загальна масова частка марганцю в організмі людини складає 1× 10^-5%. Добова потреба людини у марганці 5 – 7 мг. Він потрапляє в організм, головним чином, з рослинними харчовими продуктами. Найбільша його кількість міститься у вівсяній, пшеничній крупі та рисі. Багато марганцю знаходиться в мигдальних горіхах, молочному шоколаді.

Біологічна дія марганцю обумовлена його здатністю до комплексоутворення з кисне- та азотовмісними лігандами ферментів, гормонів, вітамінів. Завдяки цьому він впливає на жировий, білковий та вуглеводневий обмін. Нестача марганцю приводить до відкладення жиру в організмі, викликаючи патологічне ожиріння.

Марганець впливає на мінеральний обмін: солі марганцю сприяють засвоєнню фосфору і кальцію, приймають участь в засвоєнні йоду та синтезі гормонів щитовидної залози. У комбінації з солями міді марганець стимулює процеси кровотворення.

Солі марганцю входять до складу багатьох полівітамінів з мікроелементами. Широке застосування у медичній практиці має перманганат калію. Розчини KMnO₄ з масовою часткою 0, 01 – 0, 1% використовують в урології та гінекології для полоскань і спринцювань, для промивання шлунку при отруєннях. Розчини більш високих концентрацій (0, 1 – 0, 5%) – для промивання ран. При опіках першого ступеня рекомендують обробляти поверхню розчином KMnO₄ з масовою часткою 2, 5 - 4%.

Внутрішньовенне вливання сульфату марганцю дозволяє врятувати тих, кого покусав каркут – найотруйніший павук в країнах Середньої Азії.

Характерні реакції іонів Mn²⁺

Реакції окиснення Мангану (II) у вищі ступені мають велике значення для виявлення і відокремлення Мангану від інших елементів, а також для його кількісного визначення. Іони Mn²⁺ можна окиснити дією різних окисників у кислому і лужному середовищі. Розглянемо найважливіші реакції окиснення іонів Mn²⁺.

Амоній персульфат (NH₄)₂S₂O₈ за наявності каталізатора (іони Ag⁺) окиснює іони Mn²⁺ у MnO₄^–. Розчин при цьому забарвлюється у малиново-фіолетовий колір:

2Mn²⁺ + 5S₂O₈^2– + 8H₂O = 2MnO₄^– + 10SO₄^2– + 16H⁺.

Виконання реакції. У пробірку поміщають 2-3 кристалики (NH₄)₂S₂O₈ (або 1 мл 50% розчину), додають 0, 5 мл 2 моль/л розчину HNO₃ і 2-3 краплі 0, 1 моль/л розчину AgNO₃. Суміш нагрівають (не кип’ятять!), у гарячий розчин занурюють скляну паличку, змочену досліджуваним розчином, і продовжують нагрівати пробірку (до 50 °С) протягом 1-2 хв. Якщо є Манган, то розчин забарвлюється у малиново-фіолетовий колір. Якщо Мангану багато, а персульфату недостатньо і нагрівання сильне, то може випасти чорний осад MnO(OH)₂. Не слід додавати багато AgNO₃, тому що утворюється Аргентум пероксид, який забарвлює розчин у жовтий колір.

Натрій бісмутат у розчині нітратної кислоти окиснює іони Mn²⁺ до MnO₄^– за рівнянням:

2Mn²⁺ + 5BiO₃^– + 14H⁺ = 2MnO₄^– + 5Bi³⁺ + 7H₂O.

Виконання реакції. До 1-2 крапель досліджуваного розчину додають 3-4 краплі концентрованої HNO₃ і трохи порошку NaBiO₃. Суміш перемішують і центрифугують. Якщо є іони Mn²⁺, то розчин над осадом забарвлюється в малиново-фіолетовий колір.

Бромна або хлорна вода, Гідроген пероксид в лужному середовищі окиснюють іони Mn²⁺ у MnO(OH)₂ (або MnO₂ × 2H₂O) – осад чорного кольору:

Mn²⁺ + Br₂ + 4OH^– = MnO(OH)₂¯ + 2Br^– + H₂O.

Виконання реакції. До однієї краплі досліджуваного розчину додають 5-7 крапель лужного розчину бромної води. Суміш перемішують і нагрівають. Якщо є іони Mn²⁺, то випадає бурий осад.

Бо́ рій (лат. Bohrium, символ Bh) — штучно синтезований хімічний елемент з атомним номером 107, найважчий член сьомої групи (VIIB).

Найстабільніший ізотоп з отриманих — борій-267 з періодом напіврозпаду 17 с.

Ізотоп 261Bh вперше був отриманий 1976 року в Об'єднаного інституту ядерних досліджень у Дубні групою вчених га чолі з Юрієм Оганесяном. У 1992 році елемент отримав назву «нільсборій» на честь Нільса Бора, пізніше однак, через те, що хімічні елементи ніколи не складалися з імені й прізвища вченого, назву було спрощено до сучасної.